I. PENDAHULUAN Elektrokimia
Definisi Elektrokimia adalah ilmu kimia yang mempelajari reaksi – reaksi kimia
yang melibatkan aliran elektron atau aliran listrik.
Syarat terjadinya reaksi elektrokimia : 1. Larutan elektrolit 2. Anoda dan Katoda 3. Penghantar ( Konduktor ). Larutan elektrolit Adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik. Terdapat tiga jenis larutan elektrolit yaitu garam, asam dan basa. Contoh : NaCl, H2SO4,NaOH. Anoda Adalah suatu logam atau paduan logam yang bertindak sebagai tempat terjadinya reaksi oksidasi. Misalnya Zn ( Seng ). Katoda Adalah suatu logam atau paduan yang bertindak sebagai tempat terjadinya reaksi reduksi. Misalnya Cu ( Tembaga ). II. PRINSIP REAKSI REDUKSI – OKSIDASI ( REDOKS ) Definisi a. Berdasarkan pelepasan dan penerimaan oksigen 1. Reaksi Oksidasi : Reaksi yang melibatkan pengikatan oksigen oleh suatu zat. Contoh :
Fe + 3O2
2Fe2O3
C + O2
CO2
2N2 + 3O2
2N2O3
2. Reaksi Reduksi : Reaksi yang melibatkan pelepasan oksigen oleh suatu zat. Contoh :
2FeO3
4Fe + 3O2
CO2
C + O2
b. Berdasarkan transfer elektron 1. Reaksi Oksidasi : Reaksi yang melepaskan elektron. Contoh :
Mg
2. Reaksi Reduksi
Contoh :
Cl2 + 2 e
Mg2+ + 2e : Reaksi yang menerima elektron. 2 Cl-
c. Berdasarkan perubahan bilangan oksidasi ( PBO ) - Bilangan Oksidasi ( Biloks ) : Bilangan yang menyatakan muatan sebuah atom, bila atom tersebut melepas atau menerima elektron pada saat pembentukan senyawa. - Aturan penentuan bilangan bilangan oksidasi : 1. Unsur – unsur bebas atau molekul – molekul bebas memiliki biloks = 0. Contoh :
Na, Fe, Zn, H2, N2, O2, Cl, Mg, Mn (dst).
2. Ion mono atom memiliki biloks = muatan ionnya. Contoh :
Na+
= +1
S2-
= -2
Cl-
= -1
Fe3+
= +3
Mg2+ = +2 3. Atom – atom logam dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi positif. a. Untuk logam golongan I A atau Alkali ( Li, Na, K, Rb, Cs, dan Fr ). Bilangan oksidasinya = +1. b. Untuk logam golongan II A atau Alkali tanah ( Be, Mg, Ca, Ba, Sr ). Bilangan oksidasinya = +2. 4. Unsur – unsur golongan VII A atau Halogen ( F, Cl, Br, I ). Bilangan oksidasinya = -1 dalam senyawa biner. 5. Bilangan oksidasi atom hidrogen dalam senyawa adalah +1. 6. Bilangan oksidasi atom oksigen dalam senyawa adalah
- 2. Kecuali
hidrogen peroksida ( H2O2 ) bilangan oksidasinya = -1. 7. Jumlah bilangan oksidasi atom dalam senyawa Netral = 0. 8. Jumlah bilangan oksidasi senyawa ion sama dengan muatan ionnya. 9. Bilangan oksidasi tidak bisa berupa pecahan kecuali untuk superoksida (O2-) = - ½. Contoh : Tentukan bilangan oksidasi unsur S dalam : a. SO32-
c. H2SO4
b. Na2SO4
d. S2-
Jawab : a. SO32
c.
S + 3 x ( - 2 ) = -2 S–6
H2SO4 2 x ( +1 ) + S + 4 x ( -2 ) = 0
= -2
2+S–8
=0
S
= -2 + 6
S–6
=0
S
=+4
S
=+6
d.
b. Na2SO4
S2- = -2
2 x ( +1 ) + S + 4 x ( -2 ) = 0 2+S–8
=0
S–6
=0 S
=+6
Kesimpulan : 1. Reaksi Reduksi : Reaksi yang melibatkan penurunan bilangan oksidasi. 2. Reaksi Oksidasi : Reaksi yang melibatkan kenaikan bilangan oksidasi. Contoh : 1. Reaksi Oksidasi MnO2 MnO402x(-2) 0 4 x ( -2 ) Mn = 0 + 4 = + 4 Mn = + 7 2. Reaksi Reduksi BiO3 Bi3+ 03x(-2) +3 Bi = + 6 Bi = + 3 3. Reaksi Reduksi – Oksidasi ( Redoks ) Reaksi Reduksi
Zn + CuSO4 0 +8+8-8
Keterangan
ZnSO4 + Cu +8+8-8 + 0
Reaksi Oksidasi
: Yang mengalami Reaksi Oksidasi = Zn = Reduktor. Yang mengalami Reaksi Reduksi = CuSO4 = Oksidator.
III. DERET VOLTA Deret volta menunjukan kekuatan daya pereduksi logam terhadap ion logam lain ( Deret pendesakkan logam ). Deretnya adalah sebagai berikut : Li – K – Ba – Ca – Na – Mg – Al – Mn – Zn – Fe – Ni – Sn – Pb ( H ) Cu – Hg – Ag – Pt – Au.
Batas tengah Logam yang berada di sebelah kiri dapat mereduksi atau mendesak logam di sebelah kanannya dari larutan. Contoh : MgSO4 + ZnSO4 MgSO4 + Zn Fe + MgSO4 Tidak berlangsung Rangkaian sel Volta
( Berlangsung )
Voltmeter
e
e
SO42-
-
-
e
Zn
e C u
SO42-
Jembatan Garam Cu2+ Zn2+
( Gambar 1.1 Rangkaian Sel Volta )
Sel Volta yaitu sel yang terdiri atas elektroda Zn yang dicelupkan kedalam larutan ZnSO4 dan elektroda Cu yang dicelupkan dalam larutan CuSO4. Kedua larutan ini dihubungkan oleh jembatan garam berupa pipa “U” yang berisi larutan KCl 1 mol dalam agar – agar. Fungsi jembatan garam yaitu untuk menyeimbangkan atau menetralkan kelebihan muatan positif dan negatif. Sehingga muatan positif dan negatif pada masing – masing gelas tetap. Anoda ( - )
Zn
Zn2+ + 2e
( Reaksi Oksidasi )
Katoda ( + )
Cu2+ + 2 e
Cu
( Reaksi Reduksi ) +
Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
( Reaksi Redoks )
Dari persamaan reaksi tersebut. Reaksi oksidasi terjadi di Anoda dan reaksi reduksi terjadi di katoda. Elektron mengalir dari elektroda Zn ke elektroda Cu maka Zn merupakan elektroda negatif dan Cu elektroda positif. Penulisan notasi sel volta : Zn + CuSO4
ZnSO4 + Cu
: Zn + Cu2+
Adalah
Zn2+
Zn IV.
Zn2+ + Cu Cu2+
Cu
POTENSIAL SEL ( E° ) Adalah merupakan penjumlahan potensial sel setengah reaksi oksidasi dan
setengah reaksi reduksi. Harga potensial sel ½ reaksi oksidasi dan ½ reaksi reduksi diambil dari potensial standar / E°. Berdasarkan ketentuan, potensial elektroda diambil dari reaksi reduksi. Jika diurutkan kekuatan daya reduksi logam berdasarkan harga potensial reduksinya akan di dapat deretan yang sama dengan deret volta.
Li – K – Ba – Ca – Na – Mg – Al – Mn – Zn – Fe – Ni – Sn – Pb ( H ) Cu – Hg – Ag – Pt – Au. Bersifat reduktor ( R. Oksidasi = E°red ( makin kecil ))
Zn2+
Contoh : Diketahui : Zn Cu2+ Ditanya
Reaksi Reduksi (E°red ( makin besar )
= - 0,76 volt
Cu = + 0,34 volt
: a. Tentukan anoda dan katoda. b. Tentukan logam yang berfungsi sebagai elektroda negatif. c. Reaksi Redoks dan potensial sel. d. Notasi sel.
Jawab
:
Zn2+ + 2e
Zn . E° = - 0,76 volt.
Cu2+ + 2 e
Cu. E° = + 0,34 volt.
a. Anoda
: Zn
Katoda : Cu
b. Zn c. Anoda ( - )
Zn
Zn2+ + 2e
Katoda ( + ) Cu2+ + 2 e R.Redoks
: Zn + Cu2+
. E° = + 0,76 volt
Cu . E° = + 0,34 volt Zn2+ + Cu. E° + 1,10 volt
-
d.
Zn + Cu2+ Zn
Zn2+
Zn2+ + Cu Cu2+
Rumus potensial sel =
Cu.Esel
= + 1,10 volt
Esel = E°red E°oks
Contoh sel volta komersial : a. Accumulator. b. Baterai kering ( Leclache ) tahun 1866. c. Baterai alkalin. d. Baterai nikel – cadmium. e. Baterai perak oksida. f. Baterai lithium. g. Sel bahan bakar.
